Termoquímica Reações envolvendo trocas de calor - QI1- Relatório Mariana

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Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro - UNIRIO 
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS 
Instituto de Biociências – IBIO 
Departamento de Ciências Naturais – DCN 
 
 
Disciplina: Química Geral e Inorgânica 
Professora: Claudia Jorge Do Nascimento 
 
 
 
Aluno: Mariana Abrahão Barreiro Alvarez 
Curso: Biomedicina 
Turma: A Nº da prática: 4 
 
Prática realizada no dia: 15/04/2019 
 
 
 Termoquímica – Reações envolvendo trocas de calor 
 
 
 
 
Rio de Janeiro 
Primeiro Semestre 2019 
 
 
I. Introdução 
 
A compreensão acerca de conceitos de termoquímica faz-se indubitavelmente relevante 
para o êxito na prática de experimentos laboratoriais, assim como o conhecimento sobre 
suas trocas de calor e suas respectivas fórmulas. 
A termoquímica estuda o envolvimento da quantidade de calor (energia) envolvida em 
reações químicas; ela estuda também a transferência de calor em transformações 
químicas e em alguns fenômenos físicos, como, por exemplo, mudanças de estados 
físicos. A energia interna que cada substância possui em função da movimentação de 
suas moléculas, em especial no estado gasoso, é denominada de entalpia (H).1 No 
entanto, o que é calculado é a variação de entalpia (ΔH) dos reagentes com os produtos, 
com o auxílio do calorímetro, que é o aparelho com isolação térmica utilizado em 
laboratório para medir a quantidade de calor trocada entre dois ou mais corpos com 
temperaturas diferentes. Com esse aparelho, é possível, também, determinar a 
capacidade térmica e o calor específico dos corpos, utilizando a Equação Fundamental da 
Calorimetria: Q = m.c.ΔT, que define a quantidade de calor (Q) que um corpo de massa 
(m) e calor específico (c) absorve ou libera para variar sua temperatura em certo valor 
(ΔT).2 
A Lei de Hess permite realizar o cálculo da quantidade de calor absorvida ou liberada na 
reação química em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), e ela diz que a 
variação da entalpia depende exclusivamente da entalpia inicial e final dos produtos, 
podendo ser executada diretamente em uma única etapa ou indiretamente em várias 
etapas, e se dá, respectivamente, pelas fórmulas: ΔH= Hfinal(produtos) – Hinicial(reagentes) e ΔH= 
ΔH1+ ΔH2.3 De acordo com a 1a lei da Termodinâmica, a variação de entalpia de um 
sistema, à pressão constante, é igual à energia transferida sob a forma de calor, ou seja 
ΔH=Q. 
O calor da reação é considerado como uma propriedade extensiva, pois ele é sempre 
proporcional à quantidade de material participante da reação As reações envolvidas 
nesse processo podem ser definidas de endotérmicas ou exotérmicas; os processos 
endotérmicos são aqueles em que o calor é absorvido e os processos exotérmicos são os 
que liberam calor, ou seja, se o valor da variação de entalpia (ΔH) der negativo -- ΔH˂0 -- 
, a reação será exotérmica, haja vista que o calor foi liberado e o valor da entalpia dos 
produtos é menor do que a entalpia dos reagentes; se o valor da variação de entalpia 
(ΔH) der positivo -- ΔH˃0 -- , a reação será endotérmica, visto que houve a absorção de 
energia e o valor da entalpia do produtos será mais do que a dos reagentes.4 
 
II. Objetivos 
Realizar três experiências que envolvem cálculos de calores de reações e aplicar a Lei de 
Hess em cada uma delas. 
 
III. Materiais e Métodos 
a. Materiais utilizados: 
 Ácido clorídrico (HCl) 
 Hidróxido de Sódio (NaOH) 
 Água destilada 
 Balança 
 Bastão de vidro 
 Conta-gotas 
 Erlenmeyer 
 Becker 
 Isopor 
 Proveta 
 Termômetro 
 Vidro Relógio 
 
b. Metodologia 
 
Na etapa I, pesou-se um Erlenmeyer de 250 mL e sua massa foi registrada; em seguida, 
acrescentou-se 50 mL de água destilada com o auxilio de uma proveta no Erlenmeyer e 
foi pesado na balança, o valor foi anotado. O Erlenmeyer com água destilada foi colocado 
em um isopor; foi obtida a sua temperatura utilizando um termômetro, que ficou um 
minuto medindo a temperatura; a temperatura inicial foi anotada. Utilizando um vidro 
relógio, foi pesado 0,53 g de hidróxido de sódio (NaOH), e então foi introduzido no 
Erlenmeyer, e com a ajuda de um bastão de vidro, ele foi macerado na água destilada; 
novamente utilizou-se o termômetro para medir a temperatura, após um minuto, a 
temperatura final foi obtida. Todos os valores foram registrados e foram feitos os cálculos 
propostos. 
Na etapa II, um segundo erlenmeyer de 250 mL foi pesado e sua massa foi registrada. 
Então, acrescentou-se 50 mL de HCl à uma contração de 0,25 mol L-1 no erlenmeyer com 
a ajuda de uma proveta; foi pesado e sua massa foi registrada, em seguida foi posto em 
um isopor e com o termômetro, foi medido a sua temperatura em um tempo de um 
minuto; Em seguida, com o auxílio do vidro relógio, foi pesado na balança 0,53 g de 
NaOH, logo após foi introduzido no erlenmeyer e macerado com a ajuda de um bastão de 
vidro. Usando o termômetro, mediu-se a temperatura final e anotaram-se os valores e os 
cálculos propostos foram feitos. 
Na etapa III, pesou-se um terceiro erlenmeyer de 250 mL na balança e o valor foi 
registrado; com uma proveta, foi colocado no erlenmeyer, 25 mL de HCl à uma 
concentração de 0,5 mol L-1; pesou-se, o valor foi registrado, o erlenmeyer foi colocado 
no isopor e então, com um termômetro, a temperatura inicial foi obtida após um minuto. 
Em seguida, foi acrescentado ao HCl, 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L-1, mexeu-se e 
com o termômetro foi obtida a temperatura final após um minuto; os cálculos propostos 
foram realizados de acordo com os valores anotados. 
Na etapa IV, a Lei de Hess foi comprovada e o erro percentual foi calculado, utilizando os 
resultados os valores obtidos nos experimentos. 
 
 
IV. Resultados e Discussão 
 
Tabela 1 – Resultados da Etapa I. 
Massa do Erlenmeyer 
(m2) 
 
 Ti Tf ΔT 
 
 c2 Q2= m2.c2. ΔT 
85,46 g 25,9oC 28,0oC 2,10oC 0,200cal 
g oC 
Q2= 35,9 cal 
Massa da água (m1) Ti Tf ΔT c1 
 
 Q1= m1.c1. ΔT 
47,63 g 25,9oC 28,0oC 2,10oC 1,00 cal 
g oC 
Q1= 100,0 cal 
 
Massa de NaOH(s)= 0,53 g Q2 + Q1= 135,9 cal 
 
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução de 0,53 g de 
hidróxido de sódio; ou seja, 135,9 cal. 
 
 NaOH(s) ---água--→ Na+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) + 1,0  104 cal. 
Cálculo: 
40g --- X 
0,53 g --- 135,9 cal 
X= 10.256,6 cal = 1,0 104 cal. 
 
 
Tabela 2 – Resultados da Etapa II. 
Massa do Erlenmeyer 
(m2) 
 
 Ti Tf ΔT 
 
 c2 Q2= m2.c2. ΔT 
83,69 g 25,9oC 30,1oC 4,2oC 0,200cal 
g oC 
Q2= 70,3 cal 
Massa da água (m1) Ti Tf ΔT c1 Q1= m1.c1. ΔT 
49,42 g 25,9oC 30,1oC 4,2oC 1,00 cal 
g oC 
Q1= 207,6 cal 
Massa de NaOH(s)= 0,53 g Q2 +Q1= 277,9 cal 
 
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução e reação de 0,53 
g de hidróxido de sódio com HCl(aq); ou seja, 277,9 cal. 
 
 NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + 2,0 104 cal 
Cálculo: 
053 g --- 277,9 cal 
40g --- X 
X= 20.973,6 = 2,0 104 cal. 
 
Tabela 3 – Resultados da Etapa III. 
Massa do Erlenmeyer 
(m2) 
 
 Ti Tf ΔT 
 
 c2 Q2= m2.c2. ΔT 
104,52 g 25,5oC 27,9oC 2,4oC 0,200cal 
g oC 
Q2= 50,2 cal 
Massa da água (m1) Ti Tf ΔT c1 Q1= m1.c1. ΔT 
50,02 g 25,5oC 27,9oC 2,4oC 1,00 cal 
g oC 
Q1= 120,0 cal 
 
 
Q2 + Q1= 170,2 cal 
 
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na reação de 12,5 mmol (n) de 
NaOH com 12,5 mmol (n) de HCl e formação de 12,5 mmol (n) de H2O; ou seja, 170,2 cal. 
Cálculos para o nmol (n): 
0,5 mol --- 1000 mL 
nHCl --- 25 mL 
nHCl = nNaOH = 0,0125 mol = 12,5  10-3 mol = 12,5 mmol 
 
 nNa+ + OH-(aq) + H+(aq) + nCl-(aq) → nH2O(l) + nNa+(aq) + nCl-(aq) + 1,4  104 cal 
Cálculos: 
1 mol – X 
12,5 10-3 mol – 170,2 cal 
X= 13.616= 1,4 104 cal. 
 
Há três maneiras de comprovar a Lei de Hess, podendo utilizar como Equação Global 
qualquer uma das três etapas: 
• 1a maneira: Obter a Etapa II, usando a Etapa I e II; 
 NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (Etapa II) 
I - NaOH(s) → Na+(aq)+ OH-(aq) (Etapa I) ΔH= 1,0. 104 cal/mol 
II - Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (Etapa III) ΔH= 1,4. 104 
cal/mol 
---------------------------------------------------------------------------------------- 
I - NaOH(s) → Na+(aq)+ OH-(aq) ΔH= 1,0. 104 cal/mol 
II - Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH= 1,4. 104 cal/mol 
 
Resultado: NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) 
ΔH= 2,0. 104 cal/mol 
 
• 2a maneira: Obter a Etapa I, usando a Etapa II e III (inverter a Etapa III); 
 NaOH(s) → Na+(aq)+ OH-(aq) (Etapa I) 
 
I – NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (Etapa II) ΔH= 2,0. 104 cal/mol 
II – Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (Etapa III) ΔH= 1,4. 104 cal 
/mol x(-1) 
-------------------------------------------------------------------------------------------- 
 
I – NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH= 2,0. 104 cal/mol 
II – H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) ΔH= 1,4. 104 cal/mol 
 
 
Resultado: NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) 
ΔH= 1,0. 104 cal/mol 
 
• 3a maneira: Obter a Etapa III, usando a Etapa I e II (inverter a Etapa I) 
 Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (Etapa III) 
NaOH(s) → Na+(aq)+ OH-(aq) (Etapa I) ΔH= 1,0. 104 cal/mol 
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (Etapa II) ΔH= 2,0. 104 cal/mol 
-------------------------------------------------------------------------------------------------- 
Na+(aq) + OH-(aq) → NaOH(s) ΔH= 1,0. 104 cal/mol 
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH= 2,0. 104 cal/mol 
 
Resultado: Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) 
ΔH= 1,4. 104 cal/mol 
 
 
Calor de dissolução do NaOH(s) : 
1 cal – 4,18 J 
1,0. 104 --- X 
X= 4,18. 104 J = 41,8 kJ/mol 
 
ΔH = 41,8 kJ/mol 
 
Calor de neutralização do HCl pelo NaOH : 
1 kcal – 4,18 kJ 
1,4. 104 – X 
X = 5,852. 104 = 58,5 kJ/mol 
ΔH = 58,5 kJ/mol 
 
O erro percentual se dá pela fórmula: 
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝐿𝑖𝑡𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝐸𝑞𝑢𝑎ç𝑎𝑜
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝐿𝑖𝑡𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎
 𝑋 100 
O Erro percentual da dissolução do NaOH : 
 (−44,45) − (−41,8)
– 44,45
 𝑋 100 
Resposta: 5,96% 
 
O Erro percentual do calor de neutralização do HCl com NaOH: 
 (−57,7)– (−58,5)
−57,7
 𝑋 100 
Resposta: 1,39% 
 
Foi observado um aumento na temperatura, haja vista que o NaOH liberou energia para a 
água e para o vidro. Apesar da massa do vidro ser maior que a massa da água, a 
quantidade de calor absorvida pela água será maior devido ao seu alto calor específico. O 
resultado da etapa III, necessariamente tem que ser menor do que da Etapa II, porque na 
Etapa II, o ΔH é de dissolução e neutralização e na Etapa III, apenas de neutralização. O 
erro relativo percentual se faz presente pelos contratempos que acontecem durante o 
experimento e pelas possíveis perdas de calor durante a realização dos mesmos. O 
isopor foi usado em cada uma das etapas com o objetivo de o calor ficar retido, pois ao 
contrário, interferiria na medição da temperatura. Ao medir a temperatura em todos os 
experimentos, esperou-se um minuto a fim de alcançar o equilíbrio térmico. Na etapa I, foi 
preciso fazer a neutralização da solução antes do descarte, pois a solução era básica. Na 
etapa II, o descarte foi feito em água corrente devido à neutralidade da solução. Na etapa 
III, o descarte foi realizado da mesma maneira da etapa II, devido, também, à neutralidade 
da solução. Na Etapa II, o ΔH foi de dissolução + neutralização e na etapa II, o ΔH foi de 
neutralização. Ademais, todas as medições obedeceram todas as regras estabelecidas. 
 
 
V. Conclusão 
Foi possível perceber o aumento da temperatura nas soluções; foi possível, também, 
comprovar a Lei de Hess usando dados coletados durante a realização dos experimentos, 
apesar dos erros relativos percentuais que se faz presente pela liberação de calor para o 
meio durante a realização dos mesmos. 
 
VI. Referências Bibliográficas 
[1] RUSSELL, John B. Química Geral – vol 2. 2a Ed. São Paulo : Makron Books do 
Brasil, 1994. Pag 218-230 
[2] HELERBROCK, Rafael. Calorimetria ; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/fisica/calorimetria-i.htm> Acessado em: 10 abr. 2019 
[3] FOGAÇA, Jennifer, R. V. Lei de Hess ; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/lei-hess.htm>. Acessado em: 10 abr. 2019. 
[4] Termoquímica em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2018 – 
Disponível em: <https://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/> Acessado em: 10 
abr. 2019. 
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/calorimetria-i.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/lei-hess.htm
https://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/